7 无机及分析化学-6 酸碱滴定法
分析化学—酸碱滴定法-课件
OH 等。而碱接受质 2、碱：如 Ac、 NH、 H O 、 子后即为酸。
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2
3、两性物质：即能给出质子又能接受质子的物 质称为两性物质。例如：H2O HCO3- HPO42等。 4、共轭酸碱对 由上面的讨论可以看出 Brnsted酸碱质子理论 中的酸碱概念比电离理论关于酸碱的定义具有更 为广泛的定义，酸碱含义具有相对性 , 酸与碱彼 此是不可分开的,具有相互依存的关系。酸与碱彼 此相互依存又互相转化的性质称为共轭性，两者 共同构成一个共轭酸碱对。
从以上讨论中可以看出，溶液中的酸碱反应 实质上是质子的传递反应， 水 作为媒介与 H+ 形成水合质子促进质子的传递。 二、 水的质子自递反应 水分子作为溶剂，即能给出质子起酸的作 用，也能接受质子起碱的作用。因此，在水 分子之间，也可以发生质子转移作用：
H 2 O H 2 O H3O OH
§4-1 酸碱质子理论
一、基本概念 根据 Brnsted 酸碱质子理论，酸是能给出 质子的物质，碱是能够接受质子的物质。 1、酸：HNO3、HAc、H2O、H3O+、NH4+、 HPO42- 等 而给出质子后剩余部分即为碱。例如，
酸 质子 碱
HAc H Ac NH4 H NH3
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
质子平衡式为：
［H2PO4-］+2[H3PO4]+[H3O+]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
无机及分析化学-章知识点
第2章化学分析、测量误差与数据处理滴定分析法（P23）1．过程2．概念⑴标准溶液⑵滴定⑶化学计量点⑷指示剂⑸滴定终点⑹终点误差2．滴定分析的主要方法和滴定方式⑴滴定分析的主要方法①酸碱滴定法②沉淀滴定法③氧化还原滴定法④配位滴定法⑵滴定分析对滴定反应的要求①反应按一定的反应方程式进行，具有确定的计量关系，这是进行定量计算的基础。
②反应必须定量进行，反应完全程度须大于99.9%。
③反应迅速。
如果反应速率较慢，应采取适当措施（加热或加入催化剂）来加快。
④有简便可靠的确定终点的方法（如指示剂法或物理化学方法）。
⑶滴定方式①直接滴定法②返滴定法③置换滴定法④间接滴定法3．标准溶液⑴基准物定义：可以用来直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质称为基准物。
基准物质必须具备以下条件：①物质的实际组成与化学式完全相符。
②纯度足够高。
③稳定。
④基准物的摩尔质量尽可能大些。
⑵标准溶液的配制方法①直接法②间接法4．滴定分析中的计算(1)基准物或样品称量范围确定的计算的依据:①化学计量关系;②大约浓度或大致含量;③滴定体积一般要控制在20~30 mL.测量误差真值：也叫理论值或定义值，是无法测量的。
误差产生的原因和减免误差的分类：系统误差和偶然误差。
1．系统误差原因：⑴方法误差⑵仪器误差⑶试剂误差⑷主观误差规律：①大小、正负(同一实验中);②实验条件改变时;③可设法减小或校正.又称可测误差.减免：可进行对照实验消除方法误差2．偶然误差 亦称随机误差规律：⑴ 绝对值相等的正误差和负误差出现的概率相同；⑵ 小误差出现的概率较大，而大误差出现的概率较小，出现特大误差的概率更小。
减免在消除系统误差的前提下，增加平行测定的次数3．过失误差误差的表示方法1．准确度与误差准确度（accuracy ）表示测定值与真值相接近的程度。
绝对误差（E ）：E = x －x T相对误差（RE ）：TT T x x x x E RE -== 绝对误差和相对误差都有正值或负值。
课后习题解析-第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法6-1根据下列反应，标出共轭酸碱对。
（1） H 2O + H 2O == H 3O + + OH -（2） HAc + H 2O == H 3O + + Ac -（3） H 3PO 4 + OH - == H 2PO 4- + H 2O（4） CN - + H 2O == HCN + OH -共轭酸碱对为：(1)H 3O +—H 2OH 2O—OH - (2)HAc—Ac -H 3O +—H 2O (3)H 3PO 4—H 2PO 4-H 2O—OH - (4)HCN—CN -H 2O—OH -6-2 指出下列物质中的共轭酸、共轭碱，并按照强弱顺序排列起来：HAc ，Ac -；NH 4+，NH 3；HF ，F -；H 3PO 4，H 2PO 4-；H 2S ，HS -。
共轭酸为：HAc 、NH 4+、HF 、H 3PO 4、H 2S共轭碱为：Ac - 、NH 3、 F -、H 2PO 4-、HS-共轭酸强弱顺序为：H 3PO 4、HF 、HAc 、H 2S 、NH 4+共轭碱强弱顺序为：NH 3、HS -、Ac -、F -、H 2PO 4-6-3已知下列各弱酸的pK a θ和弱碱的pK b θ值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b θ和pK a θ。
(1) pK b θ = 4.69(2) pK b θ = 4.75 (3) pK b θ = 10.25 (4) pK a θ = 4.666-4 计算0.10mol • L -1甲酸(HCOOH)溶液的pH 及其离解度。
解：c /K a θ>500134a L mol 102.41077.11.0)H (---+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.38 %2.4%10010.0102.4%100)H (3=⨯⨯=⨯=α-+c c6-5 计算下列溶液的pH 。
(1) 0.05 mol • L -1 HCl (2) 0.10 mol • L -1 CH 2ClCOOH (3) 0.10 mol • L -1 NH 3• H 2O(4) 0.10 mol • L -1 CH 3COOH (5) 0.10 mol • L -1CH 2ClCOOH (6) 0.50 mol • L -1Na 2CO 3(7) 0.10 mol • L -1 NH 4Ac (8) 0.20 mol • L -1 Na 2HPO 4（1）解：c (H +) = 0.050 mol.L -1pH ＝1.30 （2）解：K a θ = 1.4×10-3 c /K a θ＝0.1/1.4×10-3<500123a L mol 1018.1104.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝1.93（3）解：K b θ = 1.77×10-5c /K b θ＝0.1/1.77×10-5>500135b L mol 1033.11077.11.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.88 pH ＝11.12（4）解：K a θ = 1.76×10-5c /K a θ＝0.1/1.76×10-5>500135a L mol 1033.11076.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.88（5）解： 41114a2w b11078.11061.5100.1---θθθ⨯=⨯⨯==K K Kc /K b1θ＝0.20/1.78×10-4>500134b1L mol 1097.51078.12.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.22 pH ＝11.78（6）解：191172a 1a L mol 1091.41061.51030.4)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH ＝8.31 （7）解：17510a 4a L mol 100.11076.11064.5)HAc ()NH ()H (----θ+θ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K c pH ＝7.00（8）解：1101383a 2a L mol 102.1102.21023.6)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH=9.926-6 计算室温下饱和CO 2水溶液（即0.04 mol • L -1 HCl ）中c (H +), c (HCO 3-), c (CO 32-)。
分析化学-第6章 酸碱滴定法
二、酸碱反应的平衡常数
(一)酸碱的解离常数,即活度常数: Ka Kb (随T变化)
HA ⇌ H+ + AA- + H2O ⇌ HA + OHaH+·aAKa＝ a HA
aHA·aOHKb＝ a A
例：在水的质子自递常数，也称为水的活度积 (离子积)： Kw＝ aH+·aOH-＝1.0 10-14
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K (二)浓度常数： a K b (随T、Ι（离子强度）变化)
c
c
c
Ka
c
:活 度 系 数
H A HA HA H A
[ H ][ A ] [H A]
c
Ka
H A
HA 1
同理：Kb Kb
A
OH
Ac- ＋ H2O ⇌ HAc + OH[H+]· -] [Ac [HAc]
Kb＝
[HAc]· -] [OH [Ac-]
[HAc]· -] [OH
× [Ac-]
Ka×Kb ＝
＝[H+][OH-]＝Kw＝1.0 × 10-14
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2.多元酸(碱)各级解离常数的关系:
对于多元酸碱，由于多元酸碱在溶液中是逐级 解离的，存在多个共轭酸碱对，但各共轭酸碱对的 解离常数之间，也存在类似关系，如二元酸H2A： H2A ⇌ H+ ＋ HAHA- ⇌ H+ ＋ A2-
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酸 碱 HAc ⇌ H+ + AcNH4+ ⇌ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ ⇌ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+ H2PO4- ⇌ H+ + HPO42HPO42- ⇌ H+ + PO43既能提供质子，又能接受质子的物质称为两性物质。 酸和碱之间仅仅只是相差一个质子，酸给出了质子 之后就成为了碱，碱接受了质子之后也成为了酸， 我们把酸碱之间的这种关系叫共轭关系。
无机化学知识点总结
无机及分析化学第一章1、理想气体状态方程式：pV nRT = mp V R T M=p M R T ρ=（注意单位的一致） 2、道尔顿分压定律：123p p p p =+++…… i i p x p =（注意分压的定义）3、两个浓度表示法： 物质的量浓度 B B n c V = （-1mol L ⋅） 质量摩尔浓度 BB An b m = （1mol kg -⋅） 4、溶液的依数性：定性：蒸气压下降（根本原因）；沸点升高；凝固点下降；产生渗透压 变化程度：A 2B(或AB 2)型＞AB 型＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 定量：少量难挥发非电解质的稀溶液*A (B)(B)p p K b p M b =⋅=⋅⋅ΔT b = K b · b ΔT f = K f · bc RTbRT π=5、胶体：性质：布朗运动；丁达尔效应；电泳；电渗溶胶粒子带电原因：胶体粒子对溶液中的离子产生选择性吸附 AgNO 3 + KI （过量）→ [(AgI)m ·nI - · (n-x )K +]x - · x K +AgNO 3（过量）+ KI → [(AgI)m ·nAg + · (n-x ) NO 3-]x + · x NO 3- 电位离子和反离子吸附层和扩散层：加入电解质，使得吸附层里的反离子增多，ζ电势下降，胶体聚沉。
聚沉值和聚沉能力：与胶粒带相反电荷的离子的价数影响最大，价数越高，聚沉能力越强练 习1. 5.8% NaCl 溶液产生的渗透压接近于（ ）。
（a ）5.8%蔗糖溶液 （b ）5.8%的HAc 溶液 （c ）2.0 mol·kg -1 蔗糖溶液 （d ）1.0 mol·kg -1葡萄糖溶液2. 在 0℃ 的 100 g KCl 溶液中，加入重量为 100 g 的冰，一段时间后，混合液中冰的质量为（ ）。
无机及分析化学6酸碱平衡
6.3.1.1 近似计算 6.3.1.2 物料平衡式 6.3.1.3 电荷平衡式 6.3.1.4 质子平衡式
了解
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6.3.1.1 近似计算
化学平衡的计算复杂，进行合理的近似计算相当重要：
–减少不必要的繁琐计算；
–有些平衡体系情况复杂，难以进行精确计算。
例如，在HAc溶液中，存在下列两个平衡
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计算溶液pH值的意义
溶液的pH值一般用pH计测出。 计算溶液pH值的意义在于：
– 了解影响溶液pH值的因素； – 配制一定pH值的溶液； – 计算酸碱计算不要求太准确，一般采用近似计算。
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6.3.1 水溶液中平衡计算的一般原则
= 1.0 10-14 /4.310-7=2.310-8
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小结
质子酸碱理论 酸、碱、两性物质和酸碱反应的定义； 水的离子积和溶液的酸碱性； 酸碱的离解常数； 共轭酸碱对的Ka(HA)与Kb(A-)关系。
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6.3 水溶液中酸碱平衡的计算
❖6.3.1 水溶液中平衡计算的一般原则(了解) ❖6.3.2 强酸强碱溶液 (掌握) ❖6.3.3 一元弱酸溶液(掌握) ❖6.3.4 一元弱碱溶液(掌握) ❖6.3.5 多元弱酸弱碱溶液(掌握) ❖6.3.6 两性物质溶液(掌握)
c(NH3+NH3+ ) c(OH- ) c(NH2NH3+ )
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附录3 一些弱酸或弱碱的离解常数(水溶液中)
一元弱酸或弱碱
– 弱酸的Ka越大，酸性越强； – 弱碱的Kb越大，碱性越强。
无机及分析化学(习题含答案)-酸碱
无机及分析化学（习题含答案）-酸碱第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题1.是非判断题1-1 在水溶液中解离度大的物质，其溶解度也大。
，,c(H)c(Ac),,K,K1-2c(HAc)由于乙酸的解离平衡常数，所以只要改变乙酸的起始浓度即，必aac(HAc)随之改变。
-1+ -1-30.01 molLSOAcHHClHNaOHNHOH在浓度均为?的，，和四种水溶液中，和离子浓度244的乘积均相等。
1-4 弱碱溶液越稀，其解离度越大，因而酸度也越大。
-1-1-510mL 0.1 molLNHHO100mLNHHOOH将?溶液稀释至，则的解离度增大，离子浓度??3232也增大。
1-6 在一定温度时，稀释溶液，解离常数不变而解离度增大。
- 1-7OH 将氨水的浓度稀释一倍，溶液中离子浓度就减小到原来的一半。
+ 1-8H 弱酸浓度越小，解离度越大，因此溶液中离子浓度也就增大。
-1-9OHpH 根据稀释定律，弱碱溶液越稀，其解离度就越大，故溶液中()越大，溶液值越大。
1-10 NaHCO 中含有氢，故其水溶液呈酸性。
3 1-11 pH7 值小于的溶液一定是酸。
-15-141-12186.410251.001018pH25水的离子积在?时为×，?时为×，即在?时水的值大于?时pH 的值。
-7-11-131.010 molLpH=7.0 浓度为×的盐酸溶液的值。
?-11-1410mL 0.1 molLHAc100mLHAcHAc稀释?溶液至，则的解离度增大，平衡向解离方向移动，+H 离子浓度增大。
1-15HXHYpH 两种酸溶液和，其值相同，则这两种酸溶液浓度也相同。
-1+2-1-160.1 molL HCO)=2c(CO) c(H在?溶液中，。
224241-17 凡是多元弱酸，其酸根的浓度近似等于其最后一级的解离常数。
,,+KK,1-18H 在多元弱酸中，由于第一级解离出来的对第二级解离有同离子效应，因此。
《酸碱滴定法教学》课件
滴定管的洗涤
使用蒸馏水、洗液等洗涤剂进行清 洗，确保滴定管内壁干净无残留。
滴定管的准备
检查滴定管是否漏水，并使用所装 溶液润洗2-3次。
指示剂的选择与使用
指示剂的种类
根据酸碱反应的滴定终点 选择合适的指示剂。
指示剂的配制
按照指示剂说明书配制适 当浓度的指示剂溶液。
指示剂的使用
在滴定过程中适时加入指 示剂，观察颜色变化判断 滴定终点。
04
酸碱滴定法的实验操作
实验目的与要求
01
02
03
04
掌握酸碱滴定法的基本原理和 操作方法。
学会使用滴定管、移液管等实 验仪器。
了解酸碱指示剂的作用和使用 方法。
培养实验操作技能和数据处理 能力。
实验原理与步骤
酸碱滴定法是一种常用的化学分析方法，通过滴加酸或碱标准溶液，利用酸碱指示 剂的变色反应来指示滴定终点。
行的程度和条件。
化学物质分离与提纯
03
在化学分析中，酸碱滴定法可以用于分离和提纯某些化学物质
，如通过酸碱反应分离和提纯某些金属离子。
在环境监测中的应用
测定水体PH值
酸碱滴定法可以用于测定水体的PH值，了解水体 的酸碱性质和污染程度。
气体分析
在环境监测中，酸碱滴定法可以用于分析气体中 的酸性或碱性物质，如二氧化碳、硫化氢等。
通过实验结果的分析和讨论， 加深对酸碱滴定法原理和操作 方法的理解，提应用
在化学分析中的应用
确定物质的含量
01
酸碱滴定法可以用于确定物质中的某些离子或官能团的含量，
如硫酸、氢氧化钠、碳酸钠等。
化学反应平衡研究
02
通过酸碱滴定法可以研究化学反应平衡常数，了解化学反应进
[无极及分析化学]各章知识点
3．掌握运用盖斯定律进行化学反应自由能变（参 考状态单质的标准摩尔自由能 = 零、反应自由能 由物质的生成自由能求得）。 4．掌握利用反应焓变、熵变、自由能变等热力学、 数据判断化学反应的方向、反应自发进行的温度 （低温、高温、任何温度）、反应是否自发可用温 度来调整。
5．掌握标准反应平衡常数的表达、利用已知 反应平衡常数求其他反应的平衡常数。 6．掌握化学平衡的移动；掌握标准自由能变 与标准平衡常数之间的换算；浓度、压力、温 度对化学平衡的影响。
第二章 化学反应的一般原理
一 、基本概念 5．化学反应速率（化学反应速率的概念、化学反 应速率方程式、反应速率（碰撞、过渡态）理论、 活化能、温度、催化剂对反应速度的影响） 6．化学反应条件的优化
二 计算
1．掌握运用盖斯定律进行化学反应焓变的计 算（参考状态单质的标准摩尔生成焓=零、反应 焓由物质的生成焓或燃烧焓求得） 2．熵（熵的变化规律、反应或过程前后熵的 变化）
二 、计算 1．分步沉淀 2. 定量分离的条件 3. 沉淀的溶解的平衡计算
第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法
一、基本概念（术语） 1．电极电位 （条件、标准）。 2. 原电池写法（给定化学反应式能分解成正、 负极，并写出原电池的表示式）。 3. 判断氧化和还原反应进行的方向（用标准电 极电位的判断）。 4. 氧化和还原反应的平衡常数。
14. 共价键的特点共价化合物的特点 15．共价键的类型 16 . 杂化轨道和化合物的构型 17. 分子间的力（色、取、诱及氢键 18. 离子的极化 （极化力和变形性、对 晶体键型的影响、对化合物的影响）
第八章
配位化合物与配位滴定
一．基本概念（术语） 1．配合物的组成和命名 2. 配合物中心离子的杂化轨道类型 3. 内轨和外轨配合物,内轨和外轨配合物 合物与磁矩的关系. 4. 高自旋、低自旋配合物 5. 配合平衡的移动（酸度、沉淀、氧化 还原其的影响）
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
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假设滴入19.98mL的NaOH溶液
(相对误差为－0.1％)
VNaOH pH pK a lg VHAc VNaOH 19.98 4.74 lg 20.00 19.98
pH 7.74
3. 化学计量点时 (VHAc VNaOH ) 滴入20.00mL的NaOH溶液，HAc完 全反应生成NaAc c NaAc 0.05000mol / L
0.1000mol.L-1NaOH滴定20.00mL同浓度的HAc
滴入NaOH的体积/mL 滴定分数T 溶液的pH
0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
0.000 0.900 0.990 0.999 1.000 1.001 1.010 1.100 2.000
常见的酸碱指示剂 指示剂
百里酚蓝（第一次变色） 百里酚蓝（第二次变色） 甲基黄 甲基橙 变色范围pH 1.2～2.8 8.0～9.6 2.9～4.0 3.1～4.4 颜色 酸色 碱色 红 黄 黄 红 红 蓝 黄 黄
pK Θ (HIn) a
1.7
8.9 3.3 3.4
溴酚蓝
甲基红 溴百里酚蓝 中性红
二、影响酸碱指示剂的变色范围的因素
1. 温度 温度的变化会引起指示剂离解 常数的改变； 2. 溶剂 不同的溶剂，极性不同，介电 常数不同，指示剂的离解常数也不同; 3. 盐类 一是改变了离子强度，导致指 示剂表观离解常数改变；一是盐类可以 吸收不同波长的光，影响指示剂颜色的 深度；
4. 指示剂用量 用量过多，一方面使 终点变色迟钝，而且本身也会多消耗滴 定剂(特别是微量滴定)，另一方面会引 起单色指示剂变色范围的移动； 5. 滴定程序 由浅→深。 颜色一般由无色→有色,
pH
HAc
12 10 8 6 4 2
Ac-
Ac-+OH-
突 跃 6.2 HAc 5.0 4.4 4.0 3.1
9.7 8.7 7.7 4.3
酚酞
甲基红
甲基橙
HCl
0 0 100
5. 化学计量 点前后产生 pH突跃，与 强酸相比,突 跃变小； 6. 突跃处于 弱碱性,只能 选酚酞作指 示剂。
200 T%
3.0～4.6
4.4～6.2 6.2～7.6 6.8～8.0
黄
红 黄 红
紫
黄 蓝 橙黄
4.1
5.0 7.3 7.4 9.1 10.0 5.0
酚酞
百里酚酞 溴甲酚绿
8.0～9.6
9.4～10.6 4.0～5.6
无
无 黄
红
蓝 蓝
3.1 4.4
甲基橙
4.0 pT 4.4 6.2
甲基红
酚酞
5.0 pT=pKa 8.0
5
pH 4.30
3. 化学计量点时 (VHCl V NaOH ) [ H ] 1.0 10 7 mol / L pH 7.00 4. 化学计量点后 (V HCl ＜V NaOH )
(V NaOH V HCl ) [OH ] c NaOH (V HCl V NaOH )
NaOH NH3
三、多元酸碱的滴定
要解决的问题：
多元酸(碱)是分步离解的，每一步离解的 产生的H＋(或OH－)能否被准确滴定？ 能否形成多个明显的突跃？即，能否分 步滴定？ 如何选择指示剂？
(一) 多元酸的滴定
黄8.0 9.6蓝
百里酚蓝
黄+ 紫红8 9紫红+蓝
1:3混和后
粉红8.2 8.4紫 pH
6.6.3 酸碱滴定曲线与指示剂的选择
滴定过程中溶液的pH值随滴定剂 加入的变化情况即为滴定曲线。
滴定曲线的作用： 到达滴定终点时，消耗的滴定剂体积;
判断滴定突跃的大小； 确定滴定终点与化学计量点之差；
(二) 滴定曲线
计量点前后 ± 0.1％相 对误差范围 内溶液pH 值变化，称 为滴定的pH 突跃范围， 指示剂的选 择以此突跃 范围作为依 据。
1. 指示剂的变色范围全部或大部分落在滴定 的突跃范围内的指示剂可用于该滴定分析。
不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线
pH 12
10.7
10 8 6
பைடு நூலகம்
9.7 8.7 7.0 5.3 6.2
(一) 滴定过程 溶液中的 1. 滴定前 (V NaOH 0) H＋主要来自于HAc的离解
由于cKa≥20KW 、c /Ka≥500，
[ H ] cK a 1.35 103 mol / L
pH 2.87
与强酸相比，滴定起点的pH值抬高。
2. 至化学计量点前 (VHAc＞VNaOH )
[ In ] 1 ≤ 只能观察出酸式色(HIn)的颜色 [ HIn ] 10 [ In ] 只能观察出碱式色(In－)的颜色 ≥ 10 [ HIn ] [ In ] 1 ＜[ HIn ]＜10 10
指示剂呈混合色
与此对应的pH值为：
K HIn [ In ] 1 ≤ pH≤ pK HIn 1 [H ] [ HIn ] 10
N (CH3)2
N
N
红 1.0 x
3.1
4.4 橙
黄
甲基橙实际变色范围 0.8
0.66
0.91
甲基橙：红 0.5 pH：3.1
0.34
橙 4.0
黄 4.4（变色间隔）
0.2 酸滴碱
0 0.0 pH
2 4 0.09 6 8 碱滴酸 pKa=3.4, pT=4.0(滴定指数)
碱滴酸：红变黄；酸滴碱：黄变橙
假设滴入20.02mL的NaOH溶液
[OH ] 5.00 105 mol / L pOH 4.30 pH 9.70
(相对误差为＋0.1％)
滴加体积：0～19.98 mL； pH=7.74-2.87=4.87 滴加体积：19.98 ～20.02 mL； pH=9.7-7.7= 2 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
2.89 5.70 6.73 7.74 8.72 9.70 10.70 11.68 12.52
(二) 强碱滴定弱酸滴定曲线
pH
HAc
Ac－
Ac－+OH－
12
10 8 6 4 2 0
突 跃
9.7 8.7 7.7
HA c
HCl
0 100
1. 滴定前,弱酸在 溶液中部分电离, 与强酸相比，曲线 开始点提高； 2. 滴定开始时,溶 液pH升高较快,这 是由于中和生成的 Ac-产生同离子效 应，使HAc更难离 + 200 T% 解,[H ]降低较快；
6.6-6.7 酸碱滴定法
6.6 酸碱滴定法
6.6.1 概述
6.6.2 酸碱指示剂
6.6.3 酸碱滴定曲线与指示剂的选择
6.6.1 概述
酸碱滴定法（acid-base titration）：又称中和法，是以酸碱
反应为基础的滴定分析法。
重点掌握：
各种酸碱滴定曲线 化学计量点的pH计算 正确选择酸碱指示剂 正确判断被测物能否准确被滴定
由于cKb≥20KW 、c /Kb≥500，
[OH ] c Ac K b c Ac
6
KW K a ( HAc )
5.3 10 mol / L pOH 5.28 pH 14 pOH 8.72
4. 化学计量点后 (VHAc＜VNaOH )
(VNaOH VHAc ) [OH ] c NaOH (VHAc VNaOH )
(三) 一元弱酸(碱)准确滴定的条件
1. 弱酸的浓度一 定时，Ka 越大,滴 定的突跃范围越大. 当Ka ≤10－9时已无 明显突跃.
2. 当K a一定时，酸 的浓度越大，突跃 范围越大.
准确滴定的条 件：
目测：pH = 0.2 ~ 0.3 滴定误差≤ 2 ‰
cK a≥10－8
强酸滴定一元弱碱
(V HCl V NaOH ) [H ] c HCl (V HCl V NaOH )
假设滴入19.98mL的NaOH溶液
(相对误差为－0.1％)
(20.00 19.98) [H ] 0.1000mol / L (20.00 19.98)
5.00 10 mol / L
9.6
9.0
百里酚酞: 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝
三、混合酸碱指示剂 作用原理： 颜色互补
指示剂与惰性染料混合 分 类 两种指示剂混合 例：溴甲酚绿——甲基红
pH 甲基红 溴甲酚绿 溴甲酚绿—甲基红 0 2 4 6 8
常用混合酸碱指示剂 黄7.2 8.8紫红
甲酚红
此时，形成了HAc－Ac－缓冲体系
又因为：
[ Ac ] pH pK a lg [ HAc ]
c HAcVHAc c NaOHVNaOH [ HAc ] VNaOH VHAc
c NaOHVNaOH [ Ac ] VNaOH VHAc
则
VNaOH pH pK a lg VHAc VNaOH
100
200%
强酸滴定强碱
用0.1000 mol.L-1 HCl滴定 20.00 mL 0.1000 mol.L-1 NaOH 。
14 pH 12 10 8 6 4 2 0 0 50 100 150 200 Î ¨°Ö ý µ ¶ Ù ·Ê %
二、强碱(酸)滴定一元弱酸(碱)的滴定
以0.1000mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L的HAc溶液：
[ In ] ≥ 10 pH≥ pK HIn 1 [ HIn ]